Tema 13 - Balance de ecuaciones químicas

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61UNI SEMESTRAL 2013 - III QUÍMICA TEMA 13
BALANCE DE ECUACIONES
QUÍMICAS
QUÍMICA
I. BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
Es el equilibrio cuantitativo de la cantidad de átomos
que entran y salen, para cada clase de elemento quí-
mico, en una ecuación química. Ello se logra colocan-
do un coeficiente mínimo entero en la parte izquierda
de cada fórmula de la ecuación.
II. MÉTODOS PARA BALANCEAR UNA
ECUACIÓN QUÍMICA
A. Método del tanteo
Pasos a seguir:
1.o: Se balancean los metales
2.o: Se balancean los no metales
3.o: Se balancean los hidrógenos
4.o: Se balancean los oxígenos
Problemas:
Balancear por tanteo las siguientes ecuaciones.
1. N2 + H2  NH3
2. Fe + S8  Fe2S3
3. C6H12O6  CO2 + C2H5OH
4. CO2 + H2O  C6H12O6 + O2
5. Al + HCl  AlCl 3 + H2
6. C4H10 + O2  CO2 + H2O
7. FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
8. C3H5(NO3)3  CO2 + H2O + N2 + O2
9. Ca3(PO4)2+SiO2+C CaSiO3+CO+P4
10.(NH4)3PO4.12MoO3+NaOH Na2MoO4 +(NH4)2
MoO4+(NaNH4)HPO4+H2O
1. Número o estado de oxidación (N.O.)
Es la carga real o aparente que adopta un átomo
al enlazarse químicamente con otro. Puede ge-
nerarse por compartición o transferencia y su va-
lor puede ser cero, positivo o negativo.
Representación:

: N.O. individual de
un átomo de E
: N.O. Total de E
x
En
nx


2. Reglas para hallar el N.O. de un elemento
en una sustancia
• Todo metal alcalino siempre actúa con N.O = + 1,
en cualquier compuesto
• Todo metal alcalino térreo siempre actúa con
N.O = + 2, en cualquier compuesto
• El hidrógeno siempre actúa con N.O = +1, menos
en un Hidruro metálico donde su N.O = – 1.
• El oxígeno tiene N.O = – 2, excepto en el OF2
(N.O = + 2) y en peróxidos (N.O = – 1).
• En toda sustancia simple, (esto es, estado no
combinado) su elemento tiene N.O. que es
igual a cero.
• En todo compuesto neutro la suma de los
N.O. de todos los elementos es igual a cero.
• En un ión poliatómico, la suma de los N.O. de
todos sus elementos debe ser igual a la carga
neta del ión.
• Si en un compuesto hay 2 elementos de N.O.
desconocidos, entonces se asume que el ele-
mento menos electronegativo tiene N.O. positivo
y el más electronegativo tiene N.O. negativo,
para ello se aplica el cruce de subíndices.
Ejemplos:
"x" representa el N.O. de los elementos señalados.
Hallar "x; y; z".
•
x
2C  __________________________
•
x
8S 
____________________________
DESARROLLO DEL TEMA
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BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
TEMA 13
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•
x
Fe  ____________________________
•
x
3 8C H 
 __________________________
•
x
3 4Fe O 
 _________________________
•
x
4NaC O  ________________________
• x
2 2 7K Cr O 
 ________________________
•
x
4MnO 
 _________________________
•
x
6 12 6C H O 
 _______________________
•
x
3 8 3C H O 
 ________________________
•
x
2 7
Cr O  _________________________
•
x
3 4 2Ca (PO ) 
 ______________________
•
yx
2CuI 
 __________________________
•
yx
2 3 3
A (SO )  ______________________
•
x y z
HCNO  __________________________
•
y zx
4 6H Fe(CN)  ______________________
Nota:
– Los elementos del grupo IA tienen N.O. igual
a +1.
– Los elementos del grupo IIA tienen N.O.
igual a +2.
B. Método del número de oxidación (N.O) y Ión
electrón
Pasos a seguir:
Para ecuaciones neutras
1.o Se halla el N.O. individual de cada elemento y
se descubre de qué elemento(s) su N.O. ha(n)
variado.
2.o Sólo a ellos se les balancea, se halla su N.O. total;
éstos se restan y se determina el número total
de e– ganados o perdidos, igualándoles inme-
diatamente con coeficientes mínimos enteros.
3.o Dichos coeficientes se llevan a la ecuación original
para luego de un simple tanteo la ecuación quede
perfectamente balanceada.
Problemas del número de oxidación (N.O.)
Balancear por el N.O. las siguientes ecuaciones
neutras y hallar la suma de sus coeficientes:
• HNO3 + I2  HIO3 + N2O + H2O
____________________________________
• HNO3 + I2  HIO4 + N2O3 + H2O
____________________________________
• Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + N2O + H2O
____________________________________
• Fe + HNO3  Fe(NO3)3 + N2O + H2O
____________________________________
• CuS + HNO3  Cu(NO3)2 + S8 + NO
____________________________________
• KOH + Cl2  KCl + KClO3 + H2O
____________________________________
• K2CrO4 + C2H5OH + H2SO4  K2SO4 + Cr2(SO4)3
+ CH3CHO + H2O
____________________________________
• CrI3 + Cl2 + KOH  K2CrO4 + KIO4+ KCl + H2O
____________________________________
• As2S3 + HClO3 + H2O  HCl + H3AsO4 + H2SO4
____________________________________
• MnO2 + KOH + O2  K2MnO4 + H2O
____________________________________
C. Método del Ión electrón
Es preciso que todas las ecuaciones balanceadas
cumplan dos criterios:
• Debe haber balance de masa, es decir, debe
haber el mismo número de átomos de cada tipo
de elemento tanto en los reactantes como en
los productos.
• Debe haber balance de cargas. Las sumas de
las cargas reales en el lado izquierdo y derecho
de la ecuación deben ser iguales.
Con frecuencia, se requiere más oxígeno o hidrógeno
para completar el balance de masa de una reacción
en solución acuosa.
Sin embargo, hay que tener cuidado de no introducir
otros cambios en el número de oxidación o de
emplear especies que no estén en realidad en la
solución.
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El balance se efectúa añadiendo únicamente H1+,
OH1– o H2O. En el siguiente cuadro se muestra la
manera de balancear estas especies:
1. En medio ácido balancear y hallar la suma de
coeficientes:
• Cr2O7
2 – + Fe2+  Cr3+ + Fe3+
_________________________________
• 4MnO
_
 + HCOO
–  Mn2+ + CO2
_________________________________
• I – + CO3
2 –  HCHO + 4IO
_
_________________________________
• MnO4
– + H2S  Mn
2+ + S
_________________________________
• I – + 4 2IO I


____________________________________
• MnO4
– + H2O2  Mn
2+
_________________________________
• Cr2O7
2 – + NO2  Cr
3+ + NO3
–
_________________________________
• C6H5CHO + Cr2O7
=  C6H5COOH
_________________________________
• CNS– + NO3
–  NO + CO2 + SO4
2 –
_________________________________
• As2S3+ 3C O
_
  Cl
 –+ 2 4H AsO
- + SO4
2 –
__________________________________
2. En medio básico o alcalino balancear y hallar el
coeficiente del oxidante y/reductor.
• N2O4 + Br
–  NO2
– + BrO3
–
_________________________________
• I2  I
 – + IO3
–
_________________________________
• C2H4 + MnO4
–  MnO2 + C2H5O2
_________________________________
• MnO2 + O2  4MnO
_
_________________________________
• CrO4
2 – + 3HSO
  Cr(OH)4
– + S2O8
2 –
_________________________________
• P4  
_
2 2H PO + PH3
_________________________________
• 4Cr(OH)
 + 3IO
  I – + CrO4
2 –
_________________________________
• NH3 + CrO4
2 –  NO3
– + Cr3+
_________________________________
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Problema 1
Balancear la siguiente ecuación redox:
2(s) 3(ac) 3(ac) 2(g) 2 ( )I HNO HIO NO H O    
y determine la suma de coeficientes
estequiométricos de los productos:
UNI
Nivel fácil
A) 16 B) 14
C) 11 D) 7
E) 5
Resolución:
Asignamos los estados de oxidación a
cada átomo:
reemplazando los coeficientes de los
iones en la ecuación global y comple-
tando por tanteo:
2 3 3 2 2I 10HNO 2HIO 10NO 4H O   
 coeficientes de productos = 2 + 10
 + 4 = 16
Respuesta: A) 16
Problema 2
Balancear la siguiente ecuación redox,
en medio ácido:
2
4(ac) (ac) (ac) (ac) 2( )MnO Br H Mn Br
        
Calcular la suma de todos los coeficien-
tes estequiométricos de la ecuación
iónica balanceada.
 UNI
Nivel intermedio
A) 20 B) 28 C) 37
D) 43 E) 48
Resolución:
Escribimos cada semireacción por se-
parado.
 coeficientes totales = 43
Respuesta: D) 43
Problema 3
Balancear la siguiente ecuación de
oxidación–reducción(rédox)en medio
alcalino.
2(g) (ac) (ac) 3(ac) 2 ( )Cl KOH KCl KClO H O    
y determinar que coeficiente corres-
ponde al KCl, KClO3 y H2O respectiva-
mente:
UNI
Nivel intermedio
A) 4; 1; 1 B) 6; 3; 3 C) 8; 2; 5
D) 5; 1; 3 E) 12; 3; 7
Resolución:
Podemos realizar el balance en forma
iónica:
25.(Cl 2e 2Cl )
   
Simplificando:
Reemplazando:
2 3 23Cl 6KOH 5KCl 1KClO 3H O   
Respuesta: D) 5; 1; 3
problemas resueltos